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난용성 염의 용해도 곱 구하기
실험요약 :수용액에서 KI의 용해도 곱을 pH미터를 사용해 전기화학 방법으로 측정한다. 각 농도별 용액의 이온세기, 활동도계수를 구한후 식에 대입해 용해도 곱을 구한다.
Ⅰ.Abstract
: 수용액에서 난용성인 할로겐화의 용해도곱을 전기화학적 방법으로 구한다.
Ⅱ.Introduction
양쪽 전극이 은전극인 농도차전지
(s)|(aq),(aq)||(aq),(aq)|(s)(1)
-전지의 기전력(전위차)
E〓- (2)
-Nernst 식
전지퍼텐셜: -vF〓 (v:전지반반응의 전자 화학량적 계수)
반응Gibbs에너지 :〓+RTlnQ→〓-
표준전지퍼텐셜 : 〓 -/vF→ :Nernst 식
〓 - (RT/F)(ln(1/)) (3)
(2)(3)식으로부터E〓(ln()) (4)
왼쪽전극에서는 I의 침전이 생기게되어 〓 (5)
(4)(5)식으로부터E〓( (ln()) (6)
(6)식으로부터 용해도 곱은 ln〓ln)-EF/RT (7)
그런데 (7)식에서 농도는 엄밀히 활동도가 되어야 한다. 즉, 정확한 식은 다음과 같다.
ln 〓 ln EF/RT ; a : 활동도 (8)
R〓 8.314J/(molK) T〓299K F〓9.6485C/mol
〓 ; :평균이온활동도계수 (9)
(9)식의 평균이온 활동도 계수는 (10)-Debye Huckel 식을 이용해 구한다.
ln 〓 -1.171││ ; I : 이온세기 (10)
Ⅲ.Experiment
기구 및 시약
: 은전극, -염다리, (FW:169.9g/mol, white solid, orderless,d〓4.35 g/cm3 (24 °C) , MP;209.7 , BP; 440), KI(FW : 166.0028g/mol, white solid crystal, d〓3.123g/cm3 , MP: 681), BP:1330,) 교반기
실험절차
KI
{0.xxx65g(1mol/166.0…(생략)
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